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第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法

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酸碱平衡和酸碱滴定法(自测题)_129002864

酸碱平衡和酸碱滴定法(自测题)_129002864

第二章酸碱平衡和酸碱滴定法自测题一. 填空题1.在氨溶液中，加入NH4Cl则氨的解离度α，溶液的pH ，这一作用称为。

2.对于分析浓度为0.10 mol/L的一元弱酸HA，当K1为1.0⨯10-5时，[A-] = 。

3.酸碱质子理论认为：H2O既是酸又是碱，其共轭酸是，其共轭碱是。

4.对于某一共轭酸碱对HA-A-，在水溶液中，其K a与K b的关系是。

5.在水溶液中，H2PO4-是两性物质，计算其氢离子浓度的最简式是。

6.NaCN水溶液被稀释4倍，溶液中[OH-] ，pH。

7.已知水溶液中CH3CH2CH2COONa的K b = 7.69⨯10-10，它的共轭酸是，相应的K a值为。

8.某弱酸型指示剂HIn的K HIn = 1.0⨯10-6，HIn呈红色，In-为黄色。

将其加入三种不同的溶液中，颜色分别是红色、橙色、黄色。

这三种溶液的pH范围分别应是、和。

9.向含有NH3和NH4Cl的溶液中，加入少量NaOH溶液后，溶液的pH ；含[NH4+] = [NH3] = 0.5 mol/L的溶液与[NH4+] = 0.9 mol/L，[NH3] = 0.1 mol/L的溶液相比，其缓冲能力。

10.已知HCN的pK a = 9.37，HAc的pK a = 4.75，HNO2的pK a = 3.37，它们对应的相同浓度的钠盐水溶液的pH顺序是。

11.根据酸碱质子理论，[Fe(H2O)5OH]2+的共轭酸是，共轭碱是。

12.pH3.1~4.4是甲基橙的，向pH在此区间内的溶液加入甲基橙指示剂，溶液呈现的颜色从本质上说是指示剂的。

13.弱电解质的解离度α值随其在溶液中的浓度增大而。

对于可以用最简式表示溶液中[H+]的HA型弱电解质，α与c的关系是。

14.若Na2CO3水溶液的碱性比同浓度的Na2S溶液的碱性弱，则H2S的应比H2CO3的更小。

15.要配制总浓度为0.2 mol/L的NH3-NH4+缓冲溶液，应向每升浓度为的氨水中，加入mol固体NH4Cl，才能得到缓冲容量大的缓冲溶液。

第2章酸碱平衡和酸碱滴定法.ppt

第2章酸碱平衡和酸碱滴定法.ppt

第2章酸碱平衡和酸碱滴定法.ppt㈢多元弱酸(碱)溶液pH的计算由于Ka1>>Ka2，忽略第⼆步电离，按⼀元弱酸处理例19：计算0.10mol·L-1H3PO4溶液的pH值，已知H3PO4的pKa1=2.12.pH=1.62解：cKa1>>20Kw，c/Ka＜500，⽤近似式。

=2.4×10-2mol·L-1例20：计算0.10mol·L-1的Na2CO3溶液的pH值。

已知pKb1=3.75pH=11.63解：cKb1>20Kw,c/Kb1>500，⽤最简式。

=4.2×10-3mol·L-1㈣两性物质溶液pH的计算既可给出质⼦，显酸性；⼜可接受质⼦，显碱性。

NaHCO3、K2HPO4、NaH2PO4、NH4Ac、(NH4)2CO3及邻苯⼆甲酸氢钾等的⽔溶液。

NaHA质⼦条件：[H2A]+[H+]=[A2-]+[OH-]将平衡常数Ka1、Ka2及Kw代⼊上式，得：1、酸式盐(2)若允许有5%误差，cKa2≥20Kw时，可略去Kw项,得：(3)如果c≥20Ka1，则分母中的Ka1可略去，可得：最简式讨论:精确计算式(1)若HA－得、失质⼦能⼒都较弱，则[HA－]≈c；近似计算式例21：计算0.10mol·L-1的NaHCO3溶液的pH值。

已知Ka1=4.2×10-7,Ka2=5.6×10-11pH=8.31解：cKa2>20Kw,c>>20Ka1,⽤最简式。

例22：计算0.010mol·L-1的Na2HPO4溶液的pH值。

已知Ka1=7.6×10-3,Ka2=6.3×10-8,Ka3=4.4×10-13解：c>20Ka2,cKa3<20Kw,略去分母中的Ka2。

=3.0×10-10mol·L-1pH=9.52例23：计算0.050mol·L-1的NaH2PO4溶液的pH值。

第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题

第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题

第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题解: a NaAc为一元弱碱, 其K b=K w/K HAc=5.6×10-103.计算pH为8.0和12.0时0.10mol·L-1 KCN的溶液中CN-1的浓度4.含有C Hcl=0.10mol·L-1，C NaHSO4=2.0×10-4mol·L-1和C HAc=2.0×10-6mol·L-1的混合溶液。

a.计算此混合溶液的pH。

b.加入等体积0.10mol·L-1 NaOH溶液，计算溶液的pHpH= 4.005.将0.12mol·L-1 HCL和0.10mol·L-1氯乙酸钠（ClCH2COONa）溶液等体积混合，计算pH。

6.欲使100 ml 0.10 mol·L-1HCl溶液的pH从1.00增加至4.44，需加入固体NaAc多少克（忽略溶液体积的变化）？7.今由某弱酸HB及其盐配制缓冲溶液，其中HB的浓度为0.25 mol·L-1。

于此100ml缓冲溶液中加入200mgNaOH（忽略溶液体积的变化），所得溶液的pH为5.60。

问原来所配制的缓冲溶液的pH为多少？（设HB的Ka=5.0×10-6）8.欲配制pH为 3.0和 4.0的HCOOH-HCOONa缓冲溶液，应分别往200ml 0.20 mol·L-1HCOOH溶液中加入多少毫升1.0 mol·L-1 NaOH溶液。

解x=25.7ml9.某人称取CCl3COOH 16.34g和NaOH 2.0g，溶解于1L水中，欲以此液配制pH=0.64的缓冲溶液。

问：a. 实际所配制缓冲溶液的pH为多少？ b. 要配制pH=0.64的缓冲溶液，需加入多少毫升1.0 mol·L-1强酸溶液。

10. 配制氨基乙酸总浓度为0.10 mol·L-1的缓冲溶液（pH=2.0）100ml需氨基乙酸多少克？还需加多少摩强酸？x =7.9ml11.25.0ml 0.40 mol·L-1 H3PO4 与30.0ml 0.50 mol·L-1Na3PO4溶液混合，然后稀释至100.0，计算此缓冲溶液的pH和缓冲指数。

第二章酸碱滴定法

第二章酸碱滴定法

第⼆章酸碱滴定法、01414第⼆章酸碱滴定法§2-1 酸碱质⼦理论.酸碱质⼦理论如何处理酸碱平衡及有关计算;.酸碱滴定过程中pＨ的变化及指⽰剂的选择.终点误差计算及酸碱滴定法的应⽤1、酸碱的定义1923年，丹麦Bronsted和英国Lowry提出酸:凡是能给出质⼦[H+]的物质;碱:凡是能接受质⼦的物质;酸碱反应的实质:酸碱之间的质⼦转移作⽤;酸碱可为两性物质,中性物质,阴阳离⼦;如H2PO4－、H2O、SO42－例如：HCl、H、NH4+、H2SO3、Al（H2O）6＋等都能给出质⼦，都是酸；⽽HO-、Ac-、NH3、HSO3－、CO32-等都能接受质⼦，都是碱：共轭酸碱对:酸碱之间仅相差⼀个质⼦,如:NH4+-NH3, HCl-Cl－等.⽆盐的概念和盐的⽔解,它是⽔与离⼦酸碱的质⼦转移反应2、共轭酸碱对中Ka和Kb的关系? Ka和Kb 均为弱酸弱碱的离解常数Ka×Kb =Kw =1×10-14pKa+pKb =14.00所以知道弱酸或弱碱的K值即可求其共轭碱酸的K值.对于多元酸碱: Kb1 = Kw / Kan,Kb2 = Kw/ Kan-1 ,Kbn= Kw/ Ka1.习题：1、H2PO4-的共轭碱是( )A H3PO4；B HPO42-；C PO43-；D OH-；2、NH3的共轭酸是：( )A NH2-；B NH2OH；C N2H4；D NH4+；3、溶剂的质⼦⾃递反应上⾯讨论可知，H20作为⼀种溶剂，即可作酸⼜可作碱，⽽且H20本⾝有质⼦传递作⽤，如：上述反应，有1moLH2O分⼦结出了1moL质⼦形成OH，另外1moL H2O 分⼦接受了1moL质⼦形成H3O＋，即H2O分⼦之间发⽣了质⼦(H＋)的传递作⽤，称H2O的质⼦⾃递作⽤。

其平衡常数Kw＝αH2O.αOH-称⼒⽔的质⼦⾃递常数．⽤K S表⽰。

Kw＝1.0×10-14(25?C)4、溶剂的拉平效应和区分效应1）溶剂的拉平效应将不同强度的酸被溶剂拉平到溶剂化质⼦⽔平的效应称为溶剂的拉平效应HCl Cl-H2S O4? +H2O= H3O+ ?HSO4-Ka>>1HNO3 (⽔合质⼦)NO3–上述⼏种酸均被溶剂拉平到溶剂化质⼦⽔平，也就是说HCl、H2SO4、HNO3这⼏种酸在⽔中⽆多⼤差别，进⼀步说明凡是⽐H3O+更强的酸，在⽔溶液中都被拉平到H3O+⽔平，H3O+是⽔溶液中最强的酸。

山东大学分析化学(第四版)习题及答案02酸碱平衡和酸碱滴定法

山东大学分析化学(第四版)习题及答案02酸碱平衡和酸碱滴定法

第二章酸碱平衡和酸碱滴定法1．计算下列各溶液的pHa. 0.20 mol.L-1H3PO4，b. 0.100mol.L-1H3BO3c. 0.100mol.L-1H2SO4d. 0.100mol.L-1三乙醇胺e. 510-8 mol.L-1 HCla.解：已知H3PO4的K a1＝10，K a2=，K a3=10-12.36∵ pKa2-pKa1>1.6 ∴按一元弱酸处理= 0.2×10-2.12 > 20K w / < 500用近似式[H+]=== -0.0038+= 0.035pH = 1.45b.解：已知H3BO3的K a=5.8( pK a=9.24)∵K a>20 Kw /K a > 500同最简式[H+]===10-5.12pH = 5.12c.解法1：已知H2SO4 K a2= 10-2 将H2SO4看作H+＋HSO4- (强酸和一元弱酸)质子条件：[H+]=C a+[SO42-]+[OH-] 忽略[OH-][H+]=a+a[H+]2-(c-K a2)[H+])-2cK a2=0[H+]=+=pH = 0.96解法2. 设第二级解离出的H+为xHSO42- ⇌ H+ + SO42-0.1-x 0.1+x xK a2===10-20.1x+x2=-0.01x+10-3 x2+0.11x-10-3=0解得：x==-0.055+=0.0085 [H+]=0.1+0.0085= 0.1085pH = 0.96d解. 已知三乙醇胺的K b=5.8-7，pK b=6.24 (分子式(HOCH2CH2)3N )∵cK b=0.1>20K W，c/K b>500pOH=3.62 pH=14 - 3.62=10.38e解：由于HCl浓度较小，不能忽略水的离解根据质子条件[H+]==+==2.5pH = 6.892. 计算下列各溶液的pHa. 0.0500 mol/L NaAcb. 0.0500 mol/L NH4NO3c. 0.100 mol/L NH4CNd. 0.0500 mol/L K2HPO4e. 0.0500mol/L氨基乙酸f. 0.100 mol/L Na2Sg. 0.10 mol/L H2O2溶液h. 0.0100 mol/L CH3CH2NH和0.050 mol/L NH4Cl 的混合溶液i. 含有 mol/L的混合溶液（=5.0, =9.0）a解：已知HAc的=10-4.74 则Ac－的=10-9.26∵c=0.05c/ >500∴pOH=5.28pH=8.72b解：已知NH3的=10-4.74 ,则NH4＋的为=10-14/10-4.74=10-9.26∵c=0.05 c/>500pH=5.28c解：已知NH的=10-9.26 ，HCN的=10-9.21根据质子条件：[H+]+[HCN]=[OH-]+[NH3]则：[H+]+cKa’=0.1>20Kw c=0.1>>KaH+]=d解:已知H3PO4K a1=10-2.12K a2=10-7.20K a3=10-12.36 [H+]=c K a3=0.05c= 0.05 > 20 K w[H+]==2.010-10pH=9.70e解：氨基乙酸盐=4.510-3=2.510-10两性物质[H+]=c K a2=0.05 2.510-10 > 20K w c = 0.05 <20 K a1[H+]==pH=5.99注：同最简公式[H+]=pH=5.97f解：已知H2S的K a1=1.310-7 ，K a2=7.110-15则S2－的K b1=Kw/Ka2=1.41 K b2=7.6910-8pK b2-pK b1 >1.6 按一元碱计算c K b1>20Kw，c/K b1 < 500 [OH-]===9.410-2pOH= 1.03pH=12.97g解：已知H2O2的K a=1.810-12cK a=0.01 1.810-12 <20 K w，c/K a=0.01/1.810-13 >500 [H+] ==1.6710-7pH=6.78h解：CH3CH2NH2K b=5.610-4，CH3CH2NH=1.7810-11 NH3的K b=1.810-5，NH的=5.610-10[H+]==5.3810-6pH = 5.27i解：c K HA> 20 Kw[H+]=pH=3.003.计算pH为8.0和12.0时0.10mol L-1 KCN溶液中CN-的浓度解：已知HCN K a=6.210-10∵pH=8.0 =pH=12.0 =∴pH=8.0 []=c=5.8510-20.1=5.8510-3 mol L-1pH=12.0 []=c=10.1=0.1 mol L-14. 含有=0.10 ， =2.010-4 mol L-1，=2.010-6 mol L-1的混合溶液。

酸碱滴定

酸碱滴定

路易斯酸碱电子理论： 碱——能给出电子的物质 酸——能接受电子的物质
酸 HCl HAc NH4+ H3PO4 H2PO4-
碱 十 质子 Cl- + H+ Ac- +H+ NH3 + H+ H2PO4- +H+ HPO42- +H+
酸碱可以是中性分子、正离子或负离子； 酸碱概念具有相对性，如H2PO4- 。 共轭酸碱对：酸失去一个H+形成共轭碱；碱得到一 个H+形成共轭酸，HBB两性物质：即能得到H+又能失去H+的物质。 酸碱半反应：酸失去一个H+形成共轭碱或碱得到一 个H+形成共轭酸的反应。
二、 酸碱的强度
1、水的离解平衡与离子积常数 H2O +H2O H3O+ + OH-
该反应的平衡常数称为水的质子自递常数，也称
为水的离子积常数。以 Kw表示 可简单表示为：Kw = [H3O+][ OH-]=[H+][ OH-] 在25º C时Kw =1.010-14，pKw =14.00
2、弱酸弱碱的解离平衡及其强度
对于H2A-来说，主要有以下两个解离平衡存在： 酸式解离： H2A- + H2O H3O+ + HA2- Ka2＝6.3×10-8 碱式解离： H2A- + H2O OH- + H3A Kb3= 1.3×10-12
Ka > Kb ，说明在水溶液中H2A-释放质子的能力大于获得质
子的能力，因此溶液显酸性。
温度 18℃ 100℃ 甲基橙 3.1～4.4， 2.5～3.7 酚酞 8.2～9.8 8.0～9.2
♫
电解质的存在会改变溶液的离子强度，某 些盐类有吸收不同波长光的性质，影响了 指示剂颜色的深度和色调。

酸碱滴定法

酸碱滴定法

• 计量点时，为H2CO3饱和溶液，pH为3.9，以甲基 橙作指示剂应滴至溶液呈橙色为终点，为使H2CO3 的饱和部分不断分解逸出，临近终点时应将溶液 剧烈摇动或加热。 • （2）硼砂（Na2B4O7· 2O），它易于制得纯品， 10H 吸湿性小，摩尔质量大，但由于含有结晶水，当 空气中相对湿度小于39%时，有明显的风化而失水 的现象，常保存在相对湿度为60%的恒温器（下置 饱和的蔗糖溶液）中。其标定反应为： • Na2B4O7+2HCl+5 H2O =2NaCl+4H3PO4 • 产物为H3PO4，其水溶液pH约为5.1，可用甲基 红作指示剂
NaOH（0.1000mol/L）→HCl（0.1000mol/L, 20.00mL） 1．滴定过程中pH值的变化 2．滴定曲线的形状 3．滴定突跃 4．影响滴定突跃的因素和指示剂的选择
1．滴定过程中pH值的变化
（1）Vb = 0 （滴定前）
[ H ] C a 0.1000mol / L
K HIn In HIn H
K HIn
H In K
HIn
a


讨论：KHIn一定，[H+]决定比值大小，影响溶液颜色
1）[In-] / [HIn] 10 或pH p KHIn +1 → 碱式色 2）[In-] / [HIn] 1/10 或 pH p KHIn－1 → 酸式色 3）1/10 [In-] / [HIn] 10 → 酸碱式体混合色 或 p KHIn－1 pH p KHIn +1
(H3C)2
+
－
N
NH
N H
SO3
红色（醌式）
OH H+

酸碱平衡及酸碱滴定法.pptx

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(1) 先选参考水平(大量存在,参与质子转移的物质)。参考 水平 在质子条件平衡式中不会出现。
(2) 将参考水平得质子后的形式写在等式的左边，失质子 后的
形式写在等式的右边. (3) 有关浓度项前乘上得失质子数，总的得失质子的物质
的量
第23页/共119页
例: 一元弱酸(HA)水溶液的质子条件式： 确定参考水平(Zero Level): H2O,
酸 HAc
质子 + 碱 H+ + Ac－
共轭酸碱对
第3页/共119页
关于共轭酸碱对的例子(p46)
酸
共轭碱 + 质子
HF
H
2P
O
4
H6Y2+
NH4+
F-
+
H+
H
P
O
24
+
H+
酸 碱
H5Y+
+
H+
半 反
NH3
+
H+
应
结论：酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子。
第4页/共119页
例: HAc在水中的离解反应（p47）
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
在这里，溶剂水起到碱的作用！ 结论：酸碱反应的实质是质子转移
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碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O

无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法

无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法

无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法酸碱平衡是无机及分析化学中的一个重要概念，它涉及到溶液中酸和碱之间的相互作用和平衡状态。

酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。

本文将对酸碱平衡和酸碱滴定法进行详细介绍。

首先，我们来介绍酸碱平衡的基本概念。

酸碱平衡是指溶液中酸和碱之间的反应和平衡状态。

在溶液中，酸能够释放出H+离子，而碱能够接受H+离子。

这个过程被称为质子（H+）转移反应。

在酸碱平衡中，有两个重要的概念：酸性度（pH）和酸度常数（Ka）。

pH是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，它的定义是pH=-log[H+]，其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。

pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱。

在中性水溶液中，pH值为7酸度常数Ka用来衡量酸的强弱，它的定义是Ka=[H+][A-]/[HA]，其中[H+]代表酸溶液中的氢离子浓度，[A-]代表酸的共轭碱的浓度，[HA]代表未解离酸的浓度。

Ka值越大，表示酸越强。

酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。

在酸碱滴定中，通常会使用滴定管、酸度计、酸碱指示剂等实验装置和试剂。

滴定过程中需要滴定剂、指示剂和滴定的原料溶液。

滴定过程中，首先准备好要分析的溶液和滴定剂。

然后，用滴定管滴入适量的滴定剂到容器中，然后再加入适当的指示剂。

当滴定剂反应完全与原料溶液中的酸或碱反应完成时，指示剂的颜色将发生明显的变化。

通过测量滴定剂用量，可以计算出原料溶液中酸或碱的浓度。

酸碱滴定法有许多不同的类型，其中最常见的有酸碱滴定、氧化还原滴定和络合滴定。

酸碱滴定是根据滴定剂对溶液中的酸或碱进行中和反应来测定其浓度。

氧化还原滴定是通过滴定剂与溶液中的氧化还原反应来测定其浓度。

络合滴定是通过滴定剂与溶液中的金属离子形成络合物来测定其浓度。

酸碱滴定法在实际应用中有广泛的用途。

例如，它可以用于测定食品和药品中的酸碱度，以确保其安全和合规性。

此外，酸碱滴定还可以用于水质分析、环境监测和药物分析等领域。

化学知识--酸碱平衡和酸碱滴定法

化学知识--酸碱平衡和酸碱滴定法

c H 2 S4O 0 .1 mL o 1 l
c 1 2H 2S4 O 2cH 2S4 O 0.2mo L 1l c2 H 2S4O 1 2cH 2S4O 0 .0m 5L o 1l
通式
cbB acB
18.05.2020
a b
16
滴定度：每ml标准溶液所能滴定的被测物质的质量
（在例行分析中常用）
17
滴定度与摩尔浓度的转换：与反应计量关系有关
6 F 2 eC 2 O 7 r 2 6 F 3 e2 C 3 r
c V 6c V M m F2e F2e
C2O r72 C2O r72
C
A B
C D
Kw：水的离子积 Ka：酸的解离常数 Kb：碱的解离常数 Ksp：溶度积 Kt：滴定反应常数
Kinetic Equilibrium
time
region region
18.05.2020
3
方法特点
适用于常量组分(含量＞1%)的测定； 相对误差一般约为±0.2%，准确度较高； 仪器简单、操作简便、快速； 有很大的实用价值。
故当 18.05.2020 Kc106，反应即可定量进行完全。
6
3、反应速度要快
如果反应慢，无法确定终点；
加热、增加反应物浓度、加入催化剂。
4、有合适的指示终点的方法 人眼：利用指示剂的颜色变化；
仪器：利用溶液体系中某一参数的变化。
5、试液中若存在干扰主反应的杂质
必须有合适的消除干扰的方法。
18.05.2020
§3-1 滴定分析法概论
一、滴定分析过程和方法分类
方法介绍
18.05.2020
滴定管 滴定剂
锥形瓶 被滴定溶液

第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题

第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题

第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题解: a NaAc为一元弱碱, 其K b=K w/K HAc=5.6×10-103.计算pH为8.0和12.0时0.10mol·L-1 KCN的溶液中CN-1的浓度4.含有C Hcl=0.10mol·L-1，C NaHSO4=2.0×10-4mol·L-1和C HAc=2.0×10-6mol·L-1的混合溶液。

a.计算此混合溶液的pH。

b.加入等体积0.10mol·L-1 NaOH溶液，计算溶液的pHpH= 4.005.将0.12mol·L-1 HCL和0.10mol·L-1氯乙酸钠（ClCH2COONa）溶液等体积混合，计算pH。

6.欲使100 ml 0.10 mol·L-1HCl溶液的pH从1.00增加至4.44，需加入固体NaAc多少克（忽略溶液体积的变化）？7.今由某弱酸HB及其盐配制缓冲溶液，其中HB的浓度为0.25 mol·L-1。

于此100ml缓冲溶液中加入200mgNaOH（忽略溶液体积的变化），所得溶液的pH为5.60。

问原来所配制的缓冲溶液的pH为多少？（设HB的Ka=5.0×10-6）8.欲配制pH为 3.0和 4.0的HCOOH-HCOONa缓冲溶液，应分别往200ml 0.20 mol·L-1HCOOH溶液中加入多少毫升1.0 mol·L-1 NaOH溶液。

解x=25.7ml9.某人称取CCl3COOH 16.34g和NaOH 2.0g，溶解于1L水中，欲以此液配制pH=0.64的缓冲溶液。

问：a. 实际所配制缓冲溶液的pH为多少？ b. 要配制pH=0.64的缓冲溶液，需加入多少毫升1.0 mol·L-1强酸溶液。

10. 配制氨基乙酸总浓度为0.10 mol·L-1的缓冲溶液（pH=2.0）100ml需氨基乙酸多少克？还需加多少摩强酸？x =7.9ml11.25.0ml 0.40 mol·L-1 H3PO4 与30.0ml 0.50 mol·L-1Na3PO4溶液混合，然后稀释至100.0，计算此缓冲溶液的pH和缓冲指数。

酸碱平衡与滴定

酸碱平衡与滴定
4
[H ]
K W [ H ][ Ac ] [H ] K a ( HAc )
4
K a ( HAc ) ([ NH 4 ]K a ( NH ) K W )
[ Ac ] K a ( HAc )
讨论处理
1. 如果KNH +、KAc-都较小,可认为[NH4+]≈[Ac-]≈c.
一、pH值(氢离子浓度)

天然水的pH值大多数在4～10之间，特殊情 况可达到0.9～12之间。 海水的pH最稳定， 一般在8～8.5之间。内陆水体的pH变化辐度 就大得多，沼泽水由于含多量古敏酸，有时还 有硫酸或其他强酸的存在，可使pH降到3～4 以下，有些盐碱性湖，由于含有大量碳酸钠， pH可达9～11。但是一般淡水水体由于二氧 化碳平衡体系的缓冲作用，pH多在6～9之间 变化，有时由于浮游植物的强烈光合作用， pH在午后一段时间可达9～10以上。
cK b1 c[ H ] 同时 [ HS ] ( ) [ H ] K a 2 [OH ] K b1


此时有
2cK a c[ H ] [H ] Ka2 [H ] Ka [ H ] K a 2 K a K a2 0
[H ]


2
K a K 8K a K a 2
内陆水体按pH值的分类



1中碱性水体 pH在6～10之间变化，由 于二氧化碳平衡系统的缓冲作用，一般 pH6～9。大多数湖泊、水库、河川均属 此类； 2酸性水体 pH<5，系沼泽之类； 3碱性水体 pH > 9，一些盐碱性湖泊 属此类，如青海湖、达里湖等。
pH值的测定



酸碱指示剂：借助颜色变化来指示溶液的pH值。 HIn ⇌ H++InpH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透试纸后晾 干而成。 pH计

第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法

第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法

第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法1．计算下列各溶液的pHa. 0.20mol/L H 3PO 4， Ka 1＝10-2.12 Ka 2=10-7.20 Ka 3=10-12.36pKa 2-pKa 1>1.6 按一元酸处理cKa1=0.2×10-2.12＞20Kw c/Kw<500用近似式 [H +]=c K K K a a a 121122++-=()12.2212.212.2102.0210210---⨯++-=-0.0038+00152.00000144.0+=0.035pH=1.45b. 0.10 mol/L H 3BO 3 K a1=5.8×10-10 ( pK a1=9.24)cK a1 >20 Kw c/K a1 >500同前公式 [H+]=1a cK =24.91010.0-⨯=10-5.12c. 0.10 mol/L H 2SO 4 K a2=10-2解法1： 将H 2SO 4看作H +=HSO 4－ (强酸＋一元酸)[H +]=C a +[SO 42-]+[OH -] 不忽略[H +]2-(c-K a2)[H +])-2cK a2=0 [H +]=C a +C a 22][a a K H K ++ [H +]=2a a K C -=11.0063.0045.01.01024)01.01.0(2)01.010.0(22=+=⨯⨯+--- pH=0.96解法2. HSO 4⇔ H ++ SO 42-0.1-x 0.1+x xK a2=][]][[424--+HSO SO H =x x x -∙+1.0)1.0(=10-2 0.1x+x 2=-0.01x+10-3 x 2+0.11x-10-3=0 x=3210411.0211.0-++-=-0.055+001.0003025.0+=0.0085 [H +]=0.1+0.0085=01108 pH=0.96d. 0.10mol/L 三乙醇胺 （pK b =6.24 K b =5.810⨯-7）cK b =0.124.610-⨯>20K W c/K W >500 pOH=3.6262.3624.10101.0][---=⨯==∴b cK OHpH=14-3.62=10.38e. 5⨯10-8 mol/L HCL (HCL 浓度较小，不能忽略水的离解)解：原子条件 [H +]=C HCL +[OH -]=C HCL +][+H K W 0][][2=--∴++W H CL K H C Hw HCL HCL K C C H ++=+42][2= 14168104105.22105---+⨯+⨯ =2.57781028.11003.110---⨯=⨯+⨯pH=6.892.计算下列各溶液的pHa. 0.050 mol/L NaAc HAc Ka=10-4.74 Ac=10-9.26cKb=0.05Kw 201026.9>⨯- c/Kb=500pOH=5.28 pH=8.72b. 0.050 mol/L NH 3NO 3NH +-K a ’=K w /K b =10-14/10-4.74=10-9.26 c/Ka ’>500626.9'1024.51005.0][--+⨯=⨯==∴a cK HpH=5.28c. 0.10 mol/L NH 4CNNH +4 Ka ’=10-9.26 HCN Ka=10-9.21 (6.2)1010-⨯[H +]+[HCN]=[OH -]+[NH 3] [H+]+][][][]][['4+++-++=H K H K NH K CN H W a a Kac Kw cKa Ka H ++=∴+)'(][ cKa ’=0.126.910-⨯>20Kw c=0.1>>Ka[∴H +]=24.921.926.9101010'---=⨯=KaKa24.9=∴pHd. 0.050 mol/L K 2HPO 4 K a1=10-2.12 K a2=10-7.20 K a3=10-12.36[H+]=232)(a w a a K c K cK K ++ cK a3=0.05w K 201036.12<⨯- c= 0.05 > 20 K w[H +]=05.0)101005.0(10)(1436.1220.732---+⨯=+c K cK K w a a =2.0⨯10-10pH=9.70e. 0.050 mol/L 氨基乙酸 氨基乙酸盐 Ka1=4.5⨯10-3 （10-2.35）Ka2=2.5⨯10-10 (10-9.60)[H +]=121)(a w a a K c K cK K ++ cK a2=0.05⨯2.5⨯10-10 > 20K w c=0.05 <20 K a1[H +]=121a a a K c c K K +=6360.935.21002.1105.405.005.01010----⨯=⨯+⨯⨯ pH=5.99注：同前公式 [H +]=97.52110=a a K K pH=5.97f. 0.10 mol/L Na2SH 2S K a1=1.3⨯10-7 K a2=7.1⨯10-15K b1=Kw/Ka2=1.41 K b2=7.69⨯10-8pKb2-pKb1 >1.6 按一元cKb1 >20 Kw c/Kb1 < 500 [OH -]=c K K K b b b 121142++-=1.041.1441.1241.12⨯++- =9.4⨯10-2pOH= 1.03 pH=12.97g 0.10 mol/L H 2O 2 溶液K a =1.8⨯10-12cK a1=0.01⨯1.8⨯10-12 <20 K wc/K a2=0.01/1.8⨯10-13 >500[H +]=141210108.101.0--+⨯⨯=+w a K cK=1.67⨯10-7pH=6.78h. 0.050 mol/L CH 3CH 2NH +3 和 0.050 mol/L NH 4Cl 的混合溶液CH 3CH 2NH 2 K b =5.6⨯10-4 CH 3CH 2NH +3 Ka ’=1.78⨯10-11NH 3 Kb=1.8⨯10-5 NH +4 Ka ’=5.6⨯10-10 [H +]=1011'2'11106.51078.105.0--⨯+⨯⨯=+a a K c K c=5.38⨯10-6i. 含有 CHA=CHB=0.10 mol/L 的混合溶液 （pKHA=5.0 pKHB=9.0）cKHA > 20 Kw[H +]=3510101.0--=⨯==+HA HB HA cK cK cKpH=3.003. 计算pH 为8.0 和12.0时0.10mol/L KCN 溶液中CN -的浓度HCN Ka=6.2⨯10-10pH=8.0 δCN-=2108101085.5102.610102.6][----+⨯=⨯+⨯=+a a K H K pH=12.0 δCN-=1102.610102.6101210=⨯+⨯--- 所以，pH=8.0 [CN-]=δCN-⨯c=5.85⨯10-2⨯0.1=5.85⨯10-3 mol/LpH=12.0 [CN-]=δCN-⨯c=1⨯0.1=0.1 mol/L4. 含有C HCl =0.10 mol/L ，C NaHSO4=2.0⨯10-4 mol/L .t C HAC =2.0⨯10-6 mol/L的混合溶液。

酸碱平衡和酸碱滴定法

酸碱平衡和酸碱滴定法

(一) 滴定曲线
（pH Vb）
3. SP: 化学计量点，即加入滴定剂体积为 20.00mL
反应完全， Vb = Va
[H+] = 10-7 mol/L ,
溶液 pH=7 sp时: a=1 [H+]=[OH-]=Kt-0.5 pH=7.00
Байду номын сангаас
(一) 滴定曲线
（pH Vb）
4. SP后 （Vb Va）：为一元强碱 SP后0.1% 时 ，加入NaOH 20.02mL ① pH=? pOH 4.30 pH=9.70 Vb Va 20.02 20.00 OH Cb 0.10 5.0 10 5 mol / L Va Vb 20.02 20.00
cAc-KAc-10Kw, cAc-/KAc- 100
[OH-] = (cb Kb )1/2 = (5.0010-2 10-9.26 )1/2 = 5.2410-6 mol/L 溶液 pOH = 5.28 pH = 14-5.28 = 8.72
注：若ca0=cb0，且为1：1型反应，则SP时产物浓度为 起始浓度的一半。
HA + H2O
Kt

HA 1 H A K

a
Kb KW
二、强酸强碱的滴定
H3O+ + OHH2O+ H2O
Kt
H OH

1
1 14 10 10 . Kw
反应完全程度高
• 强碱滴定强酸 • 强酸滴定强碱
讨论：
水溶液中酸碱滴定反应完全程度取决 于Kt大小,强酸强碱的反应程度最高,弱 酸弱碱反应程度较差
常用单一酸碱指示剂 (要记住)

酸碱平衡与酸碱滴定法最新课件

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1.所需控制的缓冲溶液pH值在缓冲范围之内 (pH=pka±1) pH≈pKa
常用等浓度的弱酸及其共轭碱配制。 HAc – NaAc : pKa= 4.74 (pH 3.8～5.7)
NH4Cl– NH3: pKb= 4.74 ( pH 8.5～10 )
2. 不干扰测定
如用EDTA滴定Pb2+时,不用 HAc- NaAc控制pH。
酚酞
9.1
甲基橙 3.4
甲基红 5.0
百里酚酞 10.0
变色范围 8.0－9.6（无－红） 3.1－4.4（红－黄） 4.4－6.2（红－黄） 9.4－10.6（无－蓝）
思考:为什么甲基橙的变色范围不是2.4 － 4.4 ? 人眼对红色比对黄色更敏感
酸碱平衡与酸碱滴定法最新课件
254
5.6.2 影响指示剂变色范围的因素
NaOH（忽略体积变化），欲使其pH值改变不大于
0.15个pH单位，则原缓冲溶液中NH3和NH4Cl的最低
浓度各为多少？（pKb=4.74）
解：（1）pH
pK
a
l
g [ NH 3 ] [ NH 4 Cl ]
( 14 4. 74) l g [ NH 3 ] 9. 49
[ NH 3 ] 1. 7
酸碱指示剂也能与滴定剂或被测物质作用，用 量过大会引起较大的误差。
2、离子强度
KHI n
a a H I n aHI n
a γ H I n γ HI n
[ I n ] .
aH γ I n [ I n ]
[ HI n] [ HI n]
理论变色点：[ I n ] 1 [ HI n]
pH l ga H pK HI n l gγ I n
[ NH 4 Cl ]

2010级大学化学 酸碱平衡与酸碱滴定法(II)

2010级大学化学 酸碱平衡与酸碱滴定法(II)
+ −5.00
δ HAc
[H ] 10 = θ θ = = 0.36 + −5 − 5.00 K a c + [ H ] 1.8 × 10 + 10
δ Ac − = 1 − δ HAc = 0.64
(2) pH=4.00 (3) pH=8.00
δHAc=0.85， δAc-=0.15 δ HAc=5.7×10-4， δ Ac-≈1
PBE的列出：
① 首先选择质子参考水准 (reference level) （零 水准 (zero level) ）： 一般选择溶液中大量存在的，与质子转移直接 有关的原始酸碱组分作质子参考水准。
② 将溶液中其它组分与质子参考水准比 较，找出得质子产物和失质子产物。 ③ 把所有得质子后产物的浓度的总和写 在等式一端，把所有失质子后产物的浓 度的总和写在等式另一端，配平相应系 数即得PBE。
三、影响电离平衡的因素
1. 同离子效应 在弱电解质的溶液中，加入与其具有 共同离子的强电解质使电离平衡左移，从 而降低了弱电解质的电离度。这种影响叫 做同离子效应。
例8-4：如果在0.10mol⋅dm-3的HAc溶液中加入 固体NaAc，使NaAc的浓度达0.20mol⋅dm-3 ， 求该HAc溶液中的[H+]和电离度α 。 解：设[H+] = x
[HC 2O ] δ1 = = θ θ θ θ θ 2 c [H + ]2 + [H + ]K a c + K K ( c ) a1 a2 1
4
[H ]K a1 c θ
+
θ
[C2O4 ] δ2 = = c
2-
K a1 K a2 (c )
+ 2 +

第2部分酸碱滴定法1

第2部分酸碱滴定法1

2.2 酸碱组分的平衡浓度和分布系数
9 一元弱酸弱碱的分布系数 9 二元弱酸弱碱的分布系数 9 多元弱酸弱碱的分布系数
28
分析浓度与平衡浓度
HAc ⇔ H + + Ac−
分析浓度：溶液体系达平衡后，各组型体的 平衡浓度之和，即总浓度。c, mol/L， 如cHAc＝[HAc]+[Ac-]
平衡浓度：溶液体系达平衡后，某一型体的
或或
ppKKaa++ppKKbb==1144..0000
12
酸碱(解离)平衡常数的表示方法和使用
HA ↔ H + + A−
(1)、活度常数：
若各组分均以活度表示，则活度常数 Ka 为
Ka
=
a a H + A− a HA
Ka是温度的函数
(2)、浓度常数：若各组分以浓度表示，则
K
c a
=
[H + ][ A− ] [ HA]
位等，则可用浓度表示结果。
6
2.1.2 溶液中的酸碱反应与平衡常数 1.酸碱的定义??
下面哪些物质是酸( 1，3
)
哪些是碱( 2，4，6
)
两性物质( 5，7 )
(1)H2 SO4，(2)NaOH，(3)NH4Cl，
(4) NaAc, (5) H 2O，(6) Na2CO3
(7)NH4 Ac
7
2.1.2 溶液中的酸碱反应与平衡常数 1.酸碱的定义
②AB型电解质(如AlCl3)稀溶液
(c＜0.1mol·L-1)：
用德拜 - 休克尔（Debye-Hückel）公式计算
−
lg γ
i
=
⎡
0.512
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HAc——H2O
H+ PBE：
2016/1/23
[H+] = [OH-] + [Ac-]
19
NH3—H2O的PBE PBE： [H+] + [NH4+] = [OH-]
2016/1/23
20
2.多元弱酸、碱
H2CO3—H2O PBE：
[H+] =
[OH ] + [HCO3- ] + 2[CO32-]
质子条件与pH值的计算 CBE PBE
㈠ MBE (material balance equation) 在一个化学平衡体系中,某一给定物质的
总浓度等于各有关形体的平衡浓度之和。
2016/1/23
16
0.10mol.L-1H3PO4的MBE
C H PO [ H 3 PO4 ] [ H 2 PO4 ] [ HPO42 ] [ PO43 ] 0.10mol / L
[H+] + [HF] = [OH-] + [Ac-]
5.强酸碱体系 CHCl—H2O PBE: [H+]=[OH-]+[Cl-] =[OH-]+CHCl CNaOH—H2O
2016/1/23
PBE: [H+]+CNaOH=[OH-]
23
2006年中科院考研题（2分）
0.10mol.L-1H2SO4质子条件 H2SO4 ＝H+ + HSO4Ka1 ＞＞1 HSO4实际: H＋ H+ + SO4 2HSO4H2O
[ H ] K a .c K W
（2） Ka c≥10Kw 可略Kw，引起的误差小于5％
[ H ] K a .c

（3） c/Ka＜100 Ka较大，考虑HA的电离，[HA]≠ c
[ H ] K a (C [H ])
2016/1/23 32
总结上述公式应用条件：
1.当c/Ka≥100 Ka.C≥10Kw
3 4
0.20mol.L-1NH3.H2O的MBE
C NH [ NH 3 ] [ NH 4 ] 0.20mol / L
3
2016/1/23
17
㈡ CBE (charge balance equation)
单位体积溶液中阳离子所带正电荷的量(mol),等于
阴离子所带负电荷的量。
CaCl2－H2O CBE： [H+] + 2[Ca2+ ] = [Cl – ] + [OH – ] CBE：
H [ A ]

[ HA]
8
2016/1/23
(三) 滴定反应常数(Kt) 反应进行完全的程度
1.强碱滴强酸： OH- + H+ ＝ H2O
1 1 14 Kt 1 . 0 10 [ H ][OH ] K w
2.强碱滴一元弱酸： OH- + HAc ＝ H2O + Ac-
2 3
H3PO4－H2O

[ H ] [OH ] [ H 2 PO4 ] 2[ HPO4 ] 3[ PO4 ]
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18
㈢
PBE
（proton balance equation）
得质子后产物所得质子的量(mol)等于 失………………失………… 1.一元弱酸、碱： AcHAc－H2O的PBE OH零水准

HAc
同理： Ac
Ka [ Ac ] C HAc [ H ] K a
（一元碱与其相似，不再讨论）上式看出什么
2016/1/23 10
说明：1.δ仅是[H+] 函数与C总无关 2. HAc Ac 0.5 则 pH=pKa

3.已知ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱH，可求出各种形体的[
NH4Ac NH3+-CH2-COO-
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2
(CH2)6N4
H+
(CH2)6N4.H+
N
N.H+
中科院考研题（2分）：下列物质中哪一个是酸
NaAc
(CH2)6N4
NH2CH2COO-
Fe(H2O)63+
Fe(H2O)63+
Fe(OH) (H2O)52+ + H+
所有的金属水合离子都是酸
∵ CNaOH ＜ 10-6 ， [H+]不能略
∴ [H+ ] + CNaOH = [OH-]
KW [ H ] 1.0 10 [H ]
7
pH = 7.20
等体积混合：
2016/1/23
30
（二） 一元弱酸(碱)溶液:
PBE:
HA—H2O为例
[H+] = [OH-] + [A-] KW Ka .[ HA] [H ] [H ] [H ]
NH2-－NH3
H2SO4－SO4-
2016/1/23
5
二、分析浓度、酸的浓度、平衡浓度、酸度
称取6.0g冰HAc溶于1升水。 则CHAc= 0.1mol.L-1 称为分析浓度（酸的浓度） 平衡浓度：达到平衡各种形体的浓度。[HAc] [Ac-] 酸度：指[H+]的平衡浓度。pH = -lg[H+] ( 严格讲: 指H+的活度 pH lg H ）
整理： [H ]
K a[HA] K w （精确式）
HA
[HA] = C.δ
，代入上式
[H+]3 + Ka[H+]2 – (cKa + Kw) [H+]－ KaKw = 0
（计算麻烦，须近似处理）
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31
近似处理：
（1） pH计算中允许有5%误差;
c/Ka≥100 电离少 ，认为[HA] ≈ c
pH是否相同？其pH ? 等体积混合pH ?
解： pH不同
∵ CHCl ＜ 10-6
∴ [H+] = [OH-] + CHCl
KW 7 [H ] 1.0 10 [H ]

pH = 6.80
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29
1.0×10-7 mol/L NaOH
PBE： [H+] + CNaOH = [OH-]

） D. 1:4
B. 1:5
C. 1:6
2 4
[ H 2 PO4 ] 2 C . HPO [ HPO4 ]
C . H PO
2 4
[ H ]2 Ka1 [ H ]Ka1 Ka 2
10 7.80 1 7.20 10 4
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15
§2.3 一、MBE
2012年我院考研题（2分） (NH4)2HPO4－H2O的PBE [H+]+[H2PO4-]+ 2[H3PO4] = [OH-]+[PO43-]+[NH3]
[NH3]前没有2
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22
4.混合体系 HAc—H3BO3—H2O的PBE [H+] = [OH-] + [Ac-] + [H2BO3-] KF－HAc—H2O的PBE

实验室pH计测的是αH+
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6
三、酸碱反应的平衡常数
㈠ 质子自递常数
H2O + H2O = H3O+ + OHCH3CH2OH Ks=1.0×10-14
Ks= 1.0×10-19
㈡ 酸碱反应的解离常数 1.活度常数（表值） HA ＝H+ + A-
H A Ka HA


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13
1.0 H3PO4
δ
H3PO4分布系数图
H2PO4-
HPO42PO43-
0.0
0 pH
2
2.12
4
6
7.20
8
10
12
12.36
pKa1
H3PO4
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pKa2
H2PO4HPO42-
pKa3
PO4314
pH=7.80，溶液中哪种形体为主？
此时[H2PO4-]:[HPO42-]为（ A. 3:1
Ka2=1.0×10-2
HSO4-— H2O — 0.10mol.L-1[H+] SO4 2OH
-
PBE: [H+] = [OH- ]+ [SO4 2- ] + 0.10
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24
6.缓冲体系： HAc—NaAc—H2O PBE：[H+]+[HAc]=[OH-]+[Ac-]
? ×
注意：在PBE的书写中没有原始组分 设 HAc—NaAc—H2O C1 C2 看成(C1 + C2) HAc + C2(NaOH)— H2O ∴ PBE [H+] + C2(NaOH)= [OH-] + [Ac-]
2016/1/23
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2.浓度常数
Ka [ H ][ A ] H . A HA Ka . [ HA] HA H . A H . A
c


说明:分析化学中所用物质浓度都较稀,
通常忽略I影响没有特殊说明认为 K ac K a ,
两者通用。 3. 混合常数 K aMix
H PO
3
4
[ H ]3 3 2 [ H ] [ H ] Ka1 [ H ]Ka1 Ka 2 Ka1 Ka 2 Ka 3